Um elemento galvânico é constituído pelos eletrodos abaixo especificados e separados por uma ponte salina.
ELETRODO I: placa de chumbo metálico mergulhada em uma solução aquosa de nitrato de chumbo.
ELETRODO II: sulfato de chumbo sólido prensado contra uma “peneira” de chumbo metálico mergulhada em uma solução aquosa de ácido sulfúrico.
Nas condições-padrão, o potencial de cada um destes eletrodos, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, é Assinale a opção que contém a afirmação CORRETA sobre as alterações ocorridas neste elemento galvânico quando os dois eletrodos são conectados por um fio de baixa resistência elétrica e circular corrente elétrica no elemento.
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A princípio, veja que o enunciado já nos fornece as reações que ocorrem nos eletrodos e seus respectivos potenciais de redução. Nesse contexto, como a célula é galvânica, necessitamos de espontaneidade, ou seja, $E_{célula}>0$, tal que: $$E_{célula} = E_{ânodo} + E_{cátodo}$$Pensando nas reações, no eletrodo $\text{II}$ deve ocorrer oxidação, visto que seu potencial de oxidação é mais alto que $\text{I}$, assim como em $\text{I}$ deve ocorrer redução. Desse modo, podemos escrever:\begin{matrix}
\ce{Pb_{(s)} + SO4^{2-}_{(aq)} &->& PbSO4_{(s)} + 2e-} &,& E_{\ce{PbSO4 / Pb;SO4^{2-}}} &=& 0,3546 \ \pu{V}
\\
\ce{Pb^{2+}_{(aq)} + 2e- &->& Pb_{(s)}} &,& E_{\ce{Pb^{2+}/Pb}} &=& -0,1264 \ \pu{V} \\ \hline
\ce{Pb^{2+}_{(aq)} + SO4^{2-}_{(aq)} &->& PbSO4_{(s)} &,& E_{célula}} &=& 0,2282 \ \pu{V}
\end{matrix}$\color{orangered}{\text{Obs:}}$ Não se esqueça que ao invertemos a reação, o sinal do potencial do eletrodo (ou potencial de redução) se inverte. Portanto, lembre-se $E_{redução} = - E_{oxidação}$, ou seja, $E_{A^+/A} = - E_{A/A^+}$.
Com isso, garantimos uma reação espontânea, em que já podemos inferir:
$\text{Eletrodo I:}$ Ocorre redução dos íons chumbo(II) presentes em solução devido ao nitrato de chumbo. Dessa forma, o eletrodo é o cátodo.
$\text{Eletrodo II:}$ Ocorre oxidação da peneira de chumbo a partir do contato com os íons sulfato do ácido sulfúrico, assim caracterizando o ânodo.
Agora, vamos analisar as alternativas:
$• \ \text{Alternativa (A):}$ $\color{#3368b8}{\text{Correta}}$
Com certeza, visto que na oxidação verificamos a produção de $\ce{PbSO4}$.
$• \ \text{Alternativa (B):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$
Conforme produção de $\ce{PbSO4}$, percebemos que os íons sulfato serão consumidos, ou seja, sua concentração deve diminuir em solução.
$• \ \text{Alternativa (C):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$
Polo positivo, pois é o cátodo da célula galvânica.
$• \ \text{Alternativa (D):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$
Conforme discutimos, ele é o cátodo, pois ocorre redução.
$• \ \text{Alternativa (E):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$
Na verdade, diminui, devido os íons serem consumidos a fim da redução.\begin{matrix}Letra \ (A)
\end{matrix}
